ENLACE QUÍMICO

CURVAS DE ENERGÍA DE ENLACE

Dos átomos están enlazados cuando alcanzan un mínimo de energía al aproximarse.

Átomos de H alejados

Átomos de H enlazados

Distancia de enlace Energía de enlace

ENLACE IÓNICO

•SE DA ENTRE IONES DE DISTINTO SIGNO

•ENTRE ELEMENTOS MUY ALEJADOS EN EL S.P.con:ELEVADA AFINIDAD ELECTRÓNICABAJA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Na Na+ + e- E.I

Cl + e- Cl- A.I.

ENLACE IÓNICO

• SE FORMAN REDES CRISTALINAS,

NO HAY MOLÉCULAS

• CADA ION SE RODEARÁ DEL MAYOR NÚMERO POSIBLE DE IONES DE SIGNO CONTRARIO (NÚMERO DE COORDINACIÓN)

REDES CRISTALINAS

NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

NaCl CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS 6:6

CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

CsCl CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO 8:8

CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

CaF2 TIPO FLUORITA 8:4

ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

ZnS TIPO SULFURO DE CINC 4:4

ENERGÍA DE RED

ECUACIÓN DE BORN- LANDÉ

)n1

1(r

ezzANU

221A

NA : Número de Avogadro

z: Carga de los iones

A: Constante de Madelung (depende de la geometría de la red

r: Distancia de equilibrio entre iones

n: Factor de compresibilidad (varía de 1 a 12)

La energía de red es proporcional a la carga de los iones e inversamente proporcional al tamaño de los mismos

CICLO DE BORN HABER

Na (s) + ½ Cl2 Na Cl (s)

Qf

Cl· (g) Cl- + Na+

Na (g)

S

I

½ D

A

U

ENERGÍAS ABSORBIDAS

ENERGÍAS DESPRENDIDAS

QF = S+ ½ D + A + I + U

CICLO DE BORN HABER

SOLUBLES EN AGUA

SOLVATACIÓN DE IONES

• Solubles en agua

• Conductores en disolución o fundidos

FRAGILIDAD

TENSIÓN

LOS IONES DE LA MISMA CARGA QUEDAN ENFRENTADOS

Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas.

ENLACE COVALENTE

e- de valencia

He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

e- de valencia

He 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).

La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de

pares de electrones.G. N. Lewis

Molécula de Hidrógeno: H2

Tipos de enlaces covalentes:

ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS

ENLACE COVALENTE: ESTRUCTURAS DE LEWIS

Cl Cl

O O

O HH

Cl Cl

OO

H O H

N H

H

H

H

+

H

N HH

H

+

REGLA DEL OCTETO

Cl2

O2

H2O

NH4+

ESTRUCTURAS DE LEWIS

REGLA DEL OCTETO

H

C

H

C

H

H

H

C

H

O

H O N O

C2H4

HNO2C2H4O2

CH2O

H C

H

H

C

O

O

H

ESTRUCTURAS DE LEWIS

OCTETO AMPLIADO

O

S OO

O

H H PCl

ClCl

ClCl

H2SO4 PCl5

ESTRUCTURAS DE LEWIS

RESONANCIA

H O N O

O- N O

HNO2 NO2- H+

O- N O

O N -O O N O

C

O

OOC

O

OO

C

O

OO

ANIÓN CARBONATO

C

O

OO

2-

Las estructuras resonantes sólo se diferencian en la distribución de los electrones, no en la de los núcleos

TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA.

N. Sidgwick H. Powell

PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO

2 LINEAL BeCl2

3TRIGONAL

PLANABF3

4 TETRAÉDICA CH4

TEORÍA DE LA REPULSIÓN ENTRE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA.

N. Sidgwick H. Powell

PARES e- GEOMETRÍA MOLECULAR EJEMPLO

5BIPIRÁMIDE TRIGONAL

PCl5

6 OCTAÉDRICA SF6

ORDEN DE LAS FUERZAS DE REPULSIÓN

P.S-P.PS. > P.S.-P.E. > P.E-P.E.

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (T.E.V)

L. Pauling. The Nature of Chemical Bonding (1931)

• Los electrones compartidos pertenecen a los orbitales de los átomos implicados

• Electrones en un mismo orbital tienen spines antiparalelos

• Un átomo forma tantos enlaces como electrones desapareados tenga (puede haber promoción)

SOLAPAMIENTO

Al acercarse las nubes electrónicas se entrecruzan. Cuanto mayor sea el volumen compartido más fuerte es el enlace

H H

F F

Enlaces tipo SIMETRÍA CILÍNDRICA

Enlaces tipo ENLACES MÚLTIPLES

ENLACES DEL CARBONO

Configuración electrónica

1s 

2s 

   

2p

1s   2s   2p

   

     

px py pz

átomo de carbono en estado normal

Ener-gía

1s   2s   2p

   

       átomo de carbono en estado excitado

PROMOCIÓN (PERMITE LA TETRACOVALENCIA)

px py pz

HIBRIDACIÓN sp3

GEOMETRÍA TETRAÉDRICA

s + 3p 4 sp3

HIBRIDACIÓN

METANO CH4

4 ENLACES

ETANO: HIBRIDACIÓN sp3

HIBRIDACIÓN sp2

GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA

s + 2p 3 sp2

HIBRIDACIÓN

ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

ETENO: HIBRIDACIÓN sp2

HIBRIDACIÓN sp2

BENCENO C6H6

ENLACES

ENLACES

6 orbitales p

HIBRIDACIÓN sp

GEOMETRÍA LINEAL

s + p 2 sp

ETINO: HIBRIDACIÓN sp

ETINO: HIBRIDACIÓN sp

POLARIDAD DE LOS ENLACES

LOS ELECTRONES NO SIEMPE SON COMPARTIDOS AL 50% DEBIDO A DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS ÁTOMOS QUE FORMAN EL ENLACE

MOMENTO DIPOLAR

)Debye(dq

Es un vector dirigido hacia el átomo más electronegativo. Mide la polaridad del enlace

MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNOS ENLACES COMUNESEnlace Momento dipolar (D) Enlace Momento dipolar (D)

Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad más carácter iónico tiene un enlace. Si es mayor que 1,7 se considera que el enlace es iónico.

Aunque los enlaces sean polares, la geometría puede hacer que una molécula sea apolar si la suma de los momentos dipolares de los enlaces (vectores) es nula.

DIÓXIDO DE CARBONO (APOLAR)

TETRACLORURO DE CARBONO

Enlaces polares, molécula apolar

Cloroformo Agua Amoniaco

FUERZAS INTERMOLECULARES

•ENTRE MOLÉCULAS DIFERENTES

•DEBIDAS A DÉBILES INTERACCIONES ELECTROSTÁTICAS

• PUENTES DE HIDRÓGENO

• FUERZAS DE VAN DER WAALS

PUENTES DE HIDRÓGENO

SE FORMAN SÓLO EN MOLÉCULAS CON ENLACES DE TRES TIPOS:

F H O H N H

ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES

La anomalía del agua indica que debe haber un enlace extra entre las moléculas de agua y por ello hay que suministrar más energía para separar las moléculas.

PUENTES DE HIDRÓGENO

Los puentes de hidrógeno hacen que en el hielo quede mucho espacio entre las moléculas de agua, más que en el agua líquida y por ello flota sobre ella

PUENTES DE HIDRÓGENO

ÁCIDO SALICÍLICO

PUENTES DE HIDRÓGENO

Los puentes de H también son responsables de la estructura espacial de muchas biomoléculas: proteínas, ADN, etc.

FUERZAS DE VAN DER WAALS

DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO PERMANENTE

FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS

FUERZAS DE VAN DER WAALS

DIPOLO PERMANENTE-DIPOLO INDUCIDO

FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS

FUERZAS DE VAN DER WAALS

DIPOLO INDUCIDO - DIPOLO INDUCIDO

(FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON)

FUERZAS ELECTROSTÁTICAS RESIDUALES ENTRE MOLÉCULAS

FUERZA RELATIVA DE LOS ENLACES

(En términos relativos, si se da valor 1 a la fuerza de unión Van der Waals).

Unión Van der Waals 1 (1-7 kJ/mol)

Unión por puente de hidrógeno 10 (8-40 kJ/mol)

Unión covalente 100 (125-1100 kJ/mol)

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

SÓLIDOS MOLECULARES

• BAJOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

• NO CONDUCTORES

• SOLUBLES SEGÚN SU POLARIDAD

AGUA, HELIO, GLUCOSA, BUTANO, ETANOL…

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

SÓLIDOS COVALENTES

FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE

• ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

•INSOLUBLES

DIAMANTE GRAFITO

conductividad eléctrica conductividad térmica ductilidad maleabilidad elasticidad dureza y densidad brillo metálico y opacidad estructuras cristalinas compactas:

• cúbica centrada en el espacio (cce) • cúbica compacta (cc)• hexagonal compacta (hc)

CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DE LOS METALES

EMPAQUETAMIENTO COMPACTO

CCEIC 832%

CCIC 1226%

HCIC 1226%

MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO

El corazón del átomo metálico, positivo, está bañado en un gas de electrones de la capa de valencia de todos los átomos del cristal.

Enlace no direccional

stressmecánico

La red cristalina sometida a tensiones mecánicas no se rompe, se deforma: DUCTILIDAD, MALEABILIDAD

FUERZA DEL ENLACE METÁLICO

MetalPunto de fusión

(°C)

Na 97,8

Fe 1536

W 3407